10 zábavných a zaujímavých faktov o fosfore

História, vlastnosti a použitie fosforu

Fosfor sa najčastejšie používa v hnojivách.

fotokostic / Getty Images

Fosfor je prvok 15 na periodická tabuľka , s symbol prvku P. Pretože je fosfor tak chemicky reaktívny, v prírode sa nikdy nenachádza voľne, napriek tomu sa s týmto prvkom stretnete v zlúčeninách a vo svojom tele. Tu je 10 zaujímavých faktov o fosfore:

Rýchle fakty: Fosfor

• Názov prvku: Fosfor
• Symbol prvku: P
• Atómové číslo: 15
• Klasifikácia: Skupina 15; pniktogén; Nekovové
• Vzhľad: Vzhľad závisí od alotropu. Fosfor je pri izbovej teplote tuhá látka. Môže byť biela, žltá, červená, fialová alebo čierna.
• Elektrónová konfigurácia: [Ne] 3s2 3p3
• Objav: Rozpoznaný ako prvok Antoine Lavoisier (1777), ale oficiálne objavený Hennigom Brandom (1669).

Zaujímavé fakty o fosfore

1. Fosfor objavil v roku 1669 Hennig Brand v Nemecku. Značka izolovaná fosfor z moču. Tento objav urobil z Branda prvého človeka objaviť nový prvok . Ďalšie prvky ako zlato a železo boli známe už predtým, no nikto ich nenašiel.
2. Značka nazvala nový prvok „studený oheň“, pretože žiaril v tme. Názov prvku pochádza z gréckeho slova fosfor , čo znamená „nositeľ svetla“. Forma fosforu, ktorú Brand objavil, bol biely fosfor, ktorý reaguje s kyslíkom vo vzduchu a vytvára zeleno-biele svetlo. Aj keď si možno myslíte, že žiara bude fosforescencia, fosfor je chemiluminiscenčné a nie fosforeskujúce. Len ten biely alotrop alebo forma fosforu svieti v tme.
3. Niektoré texty označujú fosfor ako „Diablov prvok“ kvôli jeho strašidelnej žiare, tendencii vzplanúť a pretože to bol 13. známy prvok.
4. Ako iné nekovy čistý fosfor nadobúda výrazne odlišné formy. Je ich minimálne päť alotropov fosforu . Okrem bieleho fosforu existuje červený, fialový a čierny fosfor. Za bežných podmienok sú najbežnejšími formami červený a biely fosfor.
5. Zatiaľ čo vlastnosti fosforu závisia od alotrópu, majú spoločné nekovové vlastnosti. Fosfor je slabý vodič tepla a elektriny, okrem čierneho fosforu. Všetky druhy fosforu sú pri izbovej teplote tuhé. Biela forma (niekedy nazývaná žltý fosfor) sa podobá vosku, červená a fialová forma sú nekryštalické pevné látky, zatiaľ čo čierny alotróp sa podobá grafitu v ceruzke. Čistý prvok je reaktívny natoľko, že biela forma sa na vzduchu spontánne vznieti. Fosfor má typicky oxidačný stav +3 alebo +5.
6. Fosfor je nevyhnutné k živým organizmom. Priemerný dospelý človek obsahuje asi 750 gramov fosforu. V ľudskom tele sa nachádza v DNA, kostiach a ako ión používaný na svalovú kontrakciu a vedenie nervov. Čistý fosfor však môže byť smrteľný. S negatívnymi účinkami na zdravie sa spája najmä biely fosfor. zápasy vyrobené s použitím bieleho fosforu sú spojené s chorobou známou ako fossy jaw, ktorá spôsobuje znetvorenie a smrť. Kontakt s bielym fosforom môže spôsobiť chemické popáleniny. Červený fosfor je bezpečnejšou alternatívou a považuje sa za netoxický.
7. Prírodný fosfor pozostáva z jednej stajne izotop , fosfor-31. Je známych najmenej 23 izotopov prvku.
8. Fosfor sa primárne používa na výrobu hnojív. Prvok sa používa aj pri svetliciach, bezpečnostných zápalkách, svetelných diódach a výrobe ocele. Fosfáty sa používajú v niektorých pracích prostriedkoch. Červený fosfor je tiež jednou z chemikálií používaných pri nelegálnej výrobe metamfetamínov.
9. Podľa a štúdium uverejnené v Zborník národných akadémií vied , fosfor mohol byť prinesený na Zem meteoritmi. Uvoľňovanie zlúčenín fosforu pozorované na začiatku histórie Zeme (ale nie dnes) prispelo k podmienkam potrebným na vznik života. Fosfor je hojný v zemskej kôre v koncentrácii asi 1050 hmotnostných dielov na milión.
10. Hoci je určite možné izolovať fosfor z moču alebo kostí, dnes je prvok izolovaný z minerálov obsahujúcich fosfáty. Fosfor sa získava z fosforečnanu vápenatého zahrievaním horniny v peci za vzniku pary tetrafosforu. Para kondenzuje dofosforpod vodou, aby sa zabránilo vznieteniu.

Zdroje

• Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2. Ed.), Oxford: Butterworth-Heinemann.
• Hammond, C. R. (2000). Prvky, v príručke chémie a fyziky (81. vyd.). Tlač CRC.
• Meija, J.; a kol. (2016). ' Atómové hmotnosti prvkov 2013 (Technická správa IUPAC) '. Čistá a aplikovaná chémia . 88 (3): 265-91.
• West, Robert (1984). CRC, Príručka chémie a fyziky . Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. str. E110.